Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от рН среды.

Перманганата калия - тёмно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, умеренно растворим в воде. Растворы КМnО4 имеют темно-малиновый цвет, а при больших концентрациях – фиолетовый, свойственный анионам МnО4-

Получение в лаборатории:

2MnO2 + 3Cl2 + 8KOH → 2KMnO4 + 6KCl + 4H2O

2K2MnO4 + Cl2 → 2KMnO4 + 2KCl

Химические свойства:

1. Марганцовая кислота и её соли - перманганаты (VII)- сильные окислители

Восстановление перманганата калия в средах различной кислотности протекает в соответствии схемой: Восстановитель + KMnO4

KMnO4 + H+ = Mn2+ (обесцвечивание раствора КМnО4)

KMnO4 + H2O = MnO2 (бурый осадок)

KMnO4 + OH- = MnO42- (раствор приобретает зеленый цвет)

2. Разлагается при нагревании

Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от рН среды. - student2.ru

Примеры реакций с участием пepмaнгaнaтa калия в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной)

Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от рН среды. - student2.ru

75. Соединения хрома в степени окисления +3.

Окси́д хро́ма (III) Cr2O3 (хромовая зелень)

Очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета, нерастворим в воде, по твердости близок к корунду, температура плавления 2435°C.

Получение:

1. При прокаливании Сг(ОН)3

2Сг(ОН)3 = Сr2O3 + 3Н2О

2. При сжигании дихромата аммония (NH4)2Cr2O7

(NH4)2Cr2O7 = Сr2О3 + N2 + 4Н2О

Оксид хрома (III) Cr2O3 - амфотерное соединение

1. С кислотами образует соли хрома (III)

Сr2O3 + 6HCl = 2CrСl3 + 3Н2О

2. При растворении в растворах щелочей образуются комплексные соединения хрома:

Сr2O3 + 6NaOH + 3Н2О = 2Nа3[Сr(ОН)6]

А при сплавлении с основаниями - хроматы (III):

Сr2О3 + 2NaОН = 2NaСrО2 (метахромит натрия) + Н2О

Сr2О3 + 6NaОН = 2Na3СrО3 (ортохромит натрия) + 3Н2О

Поскольку Cr2O3 - соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата: Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2

А сильные восстановители его восстанавливают:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 — амфотерный гидроксид Серо-зеленого цвета, не растворяется в воде.

Получение:

1. При обработке солей хрома (III) щелочами:

CrСl3 + 3КОН = Сг(ОН)3↓ + 3KСl

2. При гидролизе солей хрома (III) с карбонатами щелочных металлов или сульфидом аммония:

2CrСl3 + 3К2CO3 = Сr2(CO3)3 + 6KСl

Сr2(CO3)3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3↓ + 3CO2

Химические свойства:

1. Реагирует с кислотами и щелочами:

2Сr(ОН)3 + 3H2SO4 = Сr2(SО4)3 + 6Н2О

Сr(ОН)3 + 3NaOH = Nа3[Сr(ОН)6]

2. Разлагается при нагревании:

2Сr(ОН)3 = Сr2О3 + Н2О

76. Соединения хрома в степени окисления +6.

Оксид хрома (VI) СrО3 - кислотный оксид

Гидроксидами хрома (VI) являются две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Сr2O7

Обе кислоты существуют только в водных растворах.

Они образуются при растворении в воде оксида xpoмa (VI):

СrО3+ Н2О(изб.) = Н2СrО4

2СrО3 + Н2О(недост.) = Н2Сr2О7

Как кислотный оксид СrО3 реагирует со щелочами: СrО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Соли хромовой кислоты называются xpоматами, например, K2CrO4 - хромат калия.

Соли дихромовой кислоты называются дихроматами: К2Сr2O7 - дихромат калия.

Хроматы образуются при взаимодействии СrО3 или растворов хромовых кислот со щелочами:

СrО3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О

Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот: 2Na2СrO4 + H2SO4 = Nа2Сr2O7 + Na2SO4 + H2O

Возможен и обратный перexoд при добавлении щелочей к растворам дихроматов:

2Сr2O7 +2NaOH = 2Na2CrO4 + H2O

Равновесие в системе хромат - дихромат можно представить следующими уравнениями в ионной форме:2СrO42- + 2H+ = Сr2O72- + H2O (желтая окраска переходит в оранжевую)

Сr2O72- + 2OH- = 2CrO42- + H2O (оранжевая окраска переходит в желтую)

Xpoмaты и дихроматы - сильные окислители.

Особенно сильные окислительные свойства они проявляют в кислой среде: K2Сr2O7 + 3Nа23 + 4H2SO4 = ЗNa2SO4 + Сr2( SO4)3 + К2SO4 + 4H2O

K2Сr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 4K2SO4 + Сr2( SO4)3 + 3I2 + 7H2O

Насыщенный на холоду раствор K2Сr2O7 в конц. серной кислоте - хромовая смесь, используется как окислитель для очистки стеклянной химической посуды в аналитической химии.

Серебро и его соединения.

Серебро́ — элемент побочной подгруппы I группы, 5 периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 47. Обозначается символом Ag.

Строение внешнего электронного слоя: …5s14d10

Атомы серебра, имеют завершенный d-подуровень предпоследнего слоя, но не вполне стабилизированы, и способны к частичной потере электронов. Возможные степени окисления: +1

Элемент серебра, имеет менее ярко выраженное металлическое свойство по сравнению с металлами главной подгруппы. Это связано с тем, что радиус атомов серебра, значительно меньше, а энергия ионизации намного больше, чем у атомов натрия, калия. Поэтому серебро, мало активно, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.

Нахождение в природе:

В природе серебро встречается в виде самородков с примесью золота, ртути и др.

Минералы серебра: Ag2S - аргентит, серебряный блеск; AgCl - роговое серебро

Физические свойства:

Серебро – серебристо-белый, блестящий металл, лучше всех проводит тепло, электрический ток. По ковкости и тягучести уступает золото.

Химические свойства: 1. Серебро не окисляется на воздухе ни при каких условиях. Частичное почернение объясняется тем, что на поверхности образуется Ag2S;2. Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов:

2Ag + I2 = 2AgI (однако на свету эта реакция обратима, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются); 3. При нагревании с серой серебро даёт сульфид Ag2S; 4. Разбавленные соляная и серная кислоты на серебро не действуют.

Серебро растворяется в холодной разб. HNO3 и кипящей конц. H2SO4

3Ag + 4HNO3 = 2AgNO3 + NO + 2H2O

2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

В «царской водке» серебро не растворяется.

Оксид серебра (I) - Ag2O

AgNO3 + NaOH = NaNO3 + AgOH

2AgOH = Ag2O(черный) + H2O

Химические свойства:

Ag2O +2HNO3 = 2AgNO3 + H2O

Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

Качественная реакция на Ag+

а) с соляной кислотой:

Ag+ + Cl- = AgCl (белый творожистый осадок)

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

б) с тиосульфатом натрия:

2AgNO3 + Na2S2O3 = Ag2S2O3 + 2NaNO3

Ag2S2O3 + H2O = Ag2S + H2SO4 (образуется белый осадок Ag2S2O3, который вследствие гидролиза очень быстро желтеет, буреет и становится черным Ag2S)

78. Соединения ртути +1, +2. Вдияние соединений ртути на живый огранизмы.

Оксид ртути (I)

Получение:

Нg2(NО3)2 + 2NaOH = 2NаNО3 + Hg2О↓ + Н2О

2Hg+ + 2ОН- = Hg2O↓ + Н2О (образующийся осадок имеет буровато-черный цвет)

Соли ртути (I)

Нитрат ртути (I) - Нg2(NО3)2 - одна из немногих растворимых солей ртути (I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

6Hg + 8НNО3 = 3Нg2(NО3)2 + 2NO↑ + 4Н2О

Хлорид ртути (I) - Hg2C12 - или каломель белый, нерастворимый в воде порошок.

HgC12 + Hg = Hg2C12

Hg22+ + 2Сl- = Hg2Cl2

Оксид ртути (II)

Получение:

Нg(NО3)2 + 2NaOH = 2NаNО3 + HgО↓ + Н2О

Hg2+ + 2ОН- = HgO↓ + Н2О (образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути (II))

Соли ртути (II)

Нитрат ртути (II) - Нg(NО3)2 - получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть.

Hg + 4HNO3(конц.) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Хорошо растворим в воде.

Хлорид ртути (II), или сулема, HgC12 - бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде, однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает. Из раствора HgC12 кристаллизуется в виде длинных блестящих призм.

HgSО4 + 2NaCl = Na24 + HgC12

Йодид ртути (II)- HgI2 - оранжево-красный осадок при действии раствора йодида калия на соли ртути (II)

Hg2+ + 2I- = HgI2

В избытке йодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соли:

HgI2 + 2КI = K2[HgI4]

Сульфид ртути (II) – HgS - встречается в природе. Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути (II).

Hg + S = HgS

Нg(NО3)2 + H2S = НgS + 2HNО3

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртути (II) превращается в красное кристаллическое видоизменение – киноварь.

Наиболее ядовиты пары́ и растворимые соединения ртути. Металлическая ртуть не оказывает воздействия на организм. Пары могут вызвать тяжёлое отравление. Ртуть и её соединения (сулема, каломель, цианид ртути) поражают нервную систему, печень, почки, желудочно-кишечный тракт, при вдыхании — дыхательные пути (а проникновение ртути в организм чаще происходит именно при вдыхании её паров, не имеющих запаха).

Наши рекомендации